Esto está relacionado con la pregunta «¿cómo pueden evaporarse las cosas por debajo de su punto de ebullición?» que nos hacen mucho. Y es una buena pregunta, porque señala que la forma en que enseñamos las fases de la materia a los estudiantes antes de la universidad no es toda la historia. Así que para empezar, olvida todo lo que creías saber sobre las diferentes fases de la materia…

Muy bien, vamos a empezar con una pequeña tangente para dar alguna información importante relacionada: En los gases, hay un concepto conocido como «presión parcial». Esto significa que, para muchos conceptos y cálculos, se puede tratar cada gas individual en una mezcla de gases como si fuera por sí mismo. Como ejemplo concreto: El aire seco es (aproximadamente) un 80% de nitrógeno y un 20% de oxígeno, y a una presión de unas 15 libras por pulgada cuadrada (PSI) a nivel del mar. Esto significa que la presión parcial del nitrógeno es de 12 PSI (80% de 15) y la presión parcial del oxígeno es de 3 PSI (20% de 15). Los humanos necesitamos oxígeno para respirar, y podemos respirar fácilmente en aire normal a nivel del mar, con esta presión de 100 hPa. Sin embargo, podríamos respirar con la misma facilidad si se respira el 100% de oxígeno a una presión de sólo 3 PSI. Esto se debe a que la transferencia de oxígeno a nuestros pulmones sólo depende de la presión parcial de oxígeno, que es la misma en cada caso.

Bueno, basta de hablar de la presión parcial, sólo está relacionada tangencialmente. Ahora pasemos a la explicación:

En la escuela nos enseñan que los sólidos permanecen sólidos por debajo del punto de congelación, y los líquidos permanecen líquidos entre los puntos de fusión y ebullición. Esto es una mentira descarada. Toda sustancia sólida o líquida expuesta a un gas o al vacío existe también en forma de vapor, a cualquier temperatura. La cantidad de vapor se describe mediante una cantidad llamada presión de vapor. Para el agua líquida, la presión de vapor es la presión parcial a la que el líquido y el vapor están en equilibrio: no se producirá más evaporación neta cuando la presión parcial del vapor de agua que rodea al agua líquida sea igual a la presión de vapor. Para el agua sólida (hielo), la imagen es la misma, pero sustituye «líquido» por «sólido», y «evaporación» por «sublimación».

(nota: voy a hablar del agua para esta explicación para mantener la redacción más sencilla, pero ten en cuenta que todo lo que voy a decir a partir de ahora sobre el agua se aplica a casi todas las demás sustancias del mundo)

La presión de vapor no es un valor constante. Cambia según una fórmula con la que muchos estudiantes de meteorología tienen pesadillas: la relación Clausius-Clapeyron. Los detalles no son importantes: lo importante es que la presión de vapor aumenta con el incremento de la temperatura. Las temperaturas más cálidas significan que puede existir más agua en forma de vapor.

Hay un ejemplo de presión de vapor que se utiliza a diario y que probablemente ya conozcas: la humedad relativa. Cuando el pronóstico del tiempo dice que la humedad relativa es del 80%, eso significa que la presión parcial del vapor de agua que ya está en la atmósfera es del 80% de la presión de vapor saturado para esa temperatura. Si la temperatura baja, pero la cantidad de vapor de agua sigue siendo la misma, la humedad relativa sube. Y si la temperatura baja lo suficiente, la presión parcial del agua en la atmósfera será igual a la presión de vapor: una humedad relativa del 100%. Cualquier enfriamiento adicional significará que se producirá condensación, o si la temperatura es inferior a 0 grados C (32 grados F), se depositará escarcha sólida en las superficies.

Entonces, ¿por qué el diagrama de fases del agua siempre habla de que se necesita una presión superbaja para la sublimación? Bueno, eso es más fácil de explicar si primero piensas en la ebullición. Es decir, piénsalo por un segundo: ¿Por qué, si hay este aumento suave en la cantidad de una sustancia que se evapora, llega a una cierta temperatura y de repente todo hierve?

¡Eso es fácil! El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que la presión de vapor es igual a la presión atmosférica total. Así que incluso si tu habitación está llena de nada más que vapor de agua, a menos que aumentes la presión de tu entorno, la presión parcial del agua en tu entorno va a ser menor que la presión de vapor, por lo que todo tu líquido se va a convertir en un gas hirviendo. Como nota al margen, esta es la razón por la que el punto de ebullición del agua es más bajo en altitud: la presión del aire es menor, por lo que la temperatura a la que la presión de vapor del agua es igual a la presión ambiental también será menor. Y si vas a presiones ambientales cada vez más bajas, como por ejemplo, la superficie de Marte, eventualmente la presión es tan baja que la presión de vapor del agua es igual a la presión ambiental incluso por debajo de 0C (32F), ¡así que el agua nunca puede ni siquiera calentarse lo suficiente como para convertirse en líquido antes de sublimarse!

Así que, juntando todo en una respuesta para tu pregunta: El agua no necesita alcanzar su «punto de ebullición» para evaporarse, ni necesita estar a presiones realmente bajas para sublimar. El agua derramada siempre se va a evaporar un poco, y un bloque de hielo siempre se va a sublimar un poco (¡deja un cubito de hielo en un congelador durante varios meses en un lugar seco, y verás cómo se encoge!), ya que la presión parcial del vapor de agua en el aire es casi siempre menor que la presión de vapor del agua. (A menos, por supuesto, que sea un día muy húmedo con un 100% de humedad, en cuyo caso tu agua derramada simplemente se quedará ahí).

Y finalmente, un tl;dr:

  • Todas las sustancias líquidas (sólidas) se evaporarán (sublimarán) hasta saturar el aire que las rodea (aunque no es necesario que haya aire para que esto ocurra); la cantidad que puede evaporarse (sublimar) depende de la temperatura.

Empecé este post adaptándolo de uno antiguo que escribí hace tiempo, y resultó ser un poco más difícil de adaptar sin dejar de ser comprensible. Si tienes alguna pregunta de seguimiento, ¡házmelo saber!

Algunos recursos más:

  • Curso de choque sobre presiones parciales y presión de vapor
  • El Proceso Bergeron: debemos la mayor parte de las precipitaciones que caen en el mundo al hecho de que hay una gran diferencia entre las presiones de vapor del hielo y del agua líquida.
  • La presión de vapor explicada por un tejano (una explicación más concisa y posiblemente mejor que la mía)
  • Un ejemplo del mundo real: los valles secos de McMurdo en la Antártida. A pesar de que la región casi nunca supera las temperaturas de congelación, no hay nada más que roca desnuda, ya que cualquier nieve que cae se sublima rápidamente en las condiciones extremadamente secas.
  • Otro ejemplo del mundo real: los alimentos liofilizados se bajan a temperaturas de congelación, y luego se colocan en el vacío para acelerar el proceso de sublimación.

*Editado para añadir algunos ejemplos más del mundo real